2. Хімічна рівновага

Більшість хімічних реакцій є оборотними, тобто можуть одночасно перебігати в обох напрямках - прямому та зворотному. Через деякий час система досягає стану хімічної рівноваги – концентрації реагентів не будуть змінюватись з часом. Досягнення стану рівноваги не означає припинення процесу: хімічна рівновага є динамічною, тобто відповідає одночасному перебігу процесу в протилежних напрямках з однаковою швидкістю.

Кількісною характеристикою рівноваги є константа рівноваги. У загальному випадку рівняння оборотної реакції можна записати так:

V₁

V₂

А + В Е + F.

Стан рівноваги характеризується константою рівноваги:

,

(2.1)

С_і – рівноважні молярні концентрації учасників реакції. Розмірність константи рівноваги К_C - , деΔn = (e + f ) – (а + b). Для реакцій, які перебігають у газовій фазі, константу рівноваги виражають через рівноважні парціальні тиски і позначають К_p.

Рівняння (2.1) є математичною формою закону діючих мас для стану рівноваги: співвідношення рівноважних концентрацій при Т = const є величиною сталою і не залежить від кількості реагентів.

Для експериментального визначення константи рівноваги необхідно знати концентрації всіх учасників реакції у стані рівноваги.

Залежність константи рівноваги від температури виражається рівняннями ізобари та ізохори хімічної реакції. Рівняння ізохори в диференційній формі має вигляд:

,

(2.2)

де ΔU – зміна внутрішньої енергії внаслідок перебігу хімічної реакції (тепловий ефект реакції за умов сталого об’єму). Інтегрування рівняння (2.2) у невеликому інтервалі температур призводить до виразу:

,

(2.3)

де та– константи рівноваги відповідно при температуріТ₁ та Т₂; R – універсальна газова стала, яка дорівнює 8,31 . Визначивши константи рівноваги для двох температур за рівнянням (2.3), можна розрахувати тепловий ефект хімічної реакції,:

.

(2.4)

Виконання роботи

Мета роботи: визначити константи рівноваги хімічної реакції при різних температурах та розрахувати тепловий ефект реакції за рівнянням ізохори хімічної реакції.

В цій роботі хімічна рівновага вивчається на прикладі оборотної реакції

2FeCl₃ + 2KI 2FeCl₂ + I₂ +2KCl.

Оскільки реакція перебігає у розчині, а реагенти є сильними електролітами, рівняння реакції можна записати в іонному вигляді:

2Fe³⁺ + 2I ^- 2Fe²⁺ + I₂.

Тоді вираз для константи рівноваги реакції матиме вигляд:

.

Дослід проводиться при чотирьох температурах за вказівкою викладача.

В першу склянку або колбу наливають мірною піпеткою 50 мл 0,03 М розчину KI, у другу – 50 мл FeCl₃ такої самої концентрації. Склянки термостатують протягом 10-15 хвилин при вказаній температурі. Далі розчини зливають і вмикають секундомір (суміш залишається в термостаті).

Через певні проміжки часу (за вказівкою викладача) відбирають піпеткою 10 мл реакційної суміші, виливають у конічну колбу, в якій міститься приблизно 50 мл дистильованої холодної води, та титрують йод 0,01 М розчином тіосульфату натрію за наявності крохмалю до зникнення синього забарвлення. Під час вливання в холодну воду проба розводиться та охолоджується, внаслідок чого реакція майже припиняється, тому часом відбору проби вважається момент, коли її вливають у воду. Якщо проба взята в інший момент, час у таблиці слід змінити. При підвищенні температури рівновага встановлюється швидше і проби потрібно брати частіше. Титрувати потрібно швидко, тому що в розведеній пробі реакція сповільнюється, але не зупиняється повністю.

Проби для аналізу беруть доти, доки об’єм тіосульфату натрію, що витрачається на титрування двох-трьох послідовно взятих проб, не буде практично однаковим (концентрація йоду постійна), тобто реакція досягла стану рівноваги. Експериментальні дані зводять у таблицю 2.1.

Таблиця 2.1 – Результати титрування.

Час з початку реакції τ, хв

Об’єм Na2S2O3, мл

За даними таблиці 2.1 будують графік =f(τ) і з його допомогою уточнюють об’єм тіосульфату , який відповідає рівноважній концентрації йоду.

Розраховують рівноважні концентрації всіх учасників реакції, :

а) концентрація йоду

(згідно з реакцією титрування I₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆ молярна концентрація йоду удвічі менша за молярність тіосульфату);

б) концентрація іонів Fe²⁺ за рівнянням реакції вдвічі більша за концентрацію йоду:

;

в) концентрація іонів Fe³⁺ дорівнює різниці між початковою концентрацією хлориду заліза (III) та рівноважною концентрацією Fe²⁺:

.

Початкова концентрація хлориду заліза (III) розраховується з концентрації вихідного розчину та залежить від ступеня його розведення під час змішування з розчином КI:

(а і b – відповідно об’єми вихідних розчинів хлориду заліза (III) та йодиду калію);

г) концентрація іонів I^-

(дивись рівняння реакції),

де аналогічно попередньому випадку початкова концентрація KI:

.

За обчисленими рівноважними концентраціями розраховують константу рівноваги реакції.

Аналогічно проводять дослід при іншій температурі (за вказівкою викладача).

За рівнянням ізохори хімічної реакції (2.4), маючи константи рівноваги для двох температур, розраховують наближене значення теплового ефекту хімічної реакції.

ЛІТЕРАТУРА: 1, с. 61 – 67, с. 71 - 75; 2, с. 131 - 132, 146; 3, с. 149 -152, 155 – 156.